- •Оглавление
- •Часть первая. Физическая химия
- •1 Агрегатные состояния вещества
- •1.1 Межмолекулярные взаимодействия
- •1.2 Твердое состояние
- •1.3 Жидкое состояние
- •1.4 Газообразное состояние
- •2 Химическая термодинамика
- •2.1 Основные понятия химической термодинамики
- •2.2 Первое начало термодинамики
- •2.2.1 Термохимия
- •2.3 Второе начало термодинамики
- •2.3.1 Направление химических реакций
- •2.4 Третье начало термодинамики
- •3 Химическая кинетика и катализ
- •3.1 Основные понятия химической кинетики
- •3.2 Влияние концентрации реагентов на скорость химических реакций
- •3.3 Влияние температуры на скорость химических реакций
- •3.4 Катализ в химических реакциях
- •3.5 Особенности ферментативного катализа
- •4. Химическое равновесие
- •5 Фотохимические реакции
- •6 Свойства растворов
- •6.1 Общие сведения
- •6.2 Свойства растворов неэлектролитов
- •6.3 Электролитическая диссоциация
- •6.4 Ионное произведение воды. Понятие рН
- •6.5 Буферные растворы
- •7 Электрохимия растворов
- •7.1 Общие сведения
- •7.2 Электропроводность растворов
- •7.3 Электродные потенциалы и электродвижущие силы
- •7.4 Электрохимическая коррозия металлов
- •8 Адсорбция
- •8.1 Общие свойства поверхностей
- •8.2 Особенности сорбционных процессов
- •8.3 Адсорбция на границе раздела газ-жидкость
- •8.4 Адсорбция на границе газ-твердое тело
- •8.5 Адсорбция на границе жидкость-твердое тело
- •8.6 Значение адсорбционных процессов
- •Часть вторая.
- •9 Коллоидная химия
- •9.1 Классификация дисперсных систем
- •9.2 Общая характеристика коллоидных систем
- •9.3 Получение коллоидных систем
- •9.4 Методы очистки коллоидных систем
- •9.5 Молекулярно-кинетические свойства коллоидных систем
- •9.5.1 Броуновское движение
- •9.5.2 Диффузия
- •9.5.3 Осмотическое давление
- •9.5.4 Мембранное равновесие доннана
- •9.6 Оптические свойства коллоидных систем
- •9.7 Электрические свойства коллоидных систем
- •9.7.1 Мицеллярная теория стоения частиц лиофобного золя
- •9.7.2 Молекулярная теория строения частиц растворов вмс
- •9.7.3 Электрокинетические явления
- •9.8 Нарушение устойчивости коллоидов
- •9.8.1 Агрегативная и кинетическая устойчивость коллоидов
- •9.8.2 Нарушение устойчивости лиофобных золей
- •9.8.3 Нарушение устойчивости растворов вмс
- •10 Гели и студни
- •11 Почвеные коллоиды
- •11.1 Состав почвенных коллоидов
- •11.2 Строение и заряд частиц почвенных коллоидов
- •11.3 Адсорбция ионов почвенными коллоидами
- •11.4 Влияние состава обменных катионов на свойства почв
3.2 Влияние концентрации реагентов на скорость химических реакций
Зависимость скорости реакции от концентрации устанавливает закон действия масс, который был впервые сформулирован в 1867 году К.Гульдбергом и П.Вааге. Он представляет одно из важнейших обобщений, имевших весьма большое значение для превращения химии в точную науку.
скорость химической реакции при постоянной температуре прямо пропорциональна произведению молярных концентраций реа-гентов, взятых в степенях, равных стехиометрическим коэффици-ентам соответствующих веществ в уравнении реакции.
Для реакции mA + nB qD приведенный выше закон можно записать математически в виде кинетического уравнения реакции:
– = k ,
где СА и СВ – молярные концентрации веществ А и В соответственно; m – порядок реакции по веществу А; n – порядок реакции по веществу В; k – константа скорости реакции. Сумма (m + n) называется общим порядком реакции или просто порядком реакции.
Константа скорости реакции является более фундаментальной величиной, чем скорость реакции. Поэтому ее используют для сравнения скоростей различных реакций при идентичных условиях. Это связано с тем, что в понятии константы скорости реакции исключается влияние концентрации, так как k = v при СА = СВ = 1моль/л.
Константа скорости реакции — это скорость реакции при единичной концентрации реагирующих веществ.
Очень часто сумма стехиометрических коэффициентов реагентов в уравнении реакции и общий порядок реакции не совпадают. Это говорит о том, что рассматриваемая реакция не является элементарным процессом, а протекает по сложному механизму. Например, в реакции
2HI + H2O2 I2 + 2H2O
сумма стехиометрических коэффициентов реагентов равна трем. Однако полученные экспериментальные данные показывают, что она описывается кинетическим уравнением второго порядка. Тщательное изучение механизма показало, что эта реакция протекает в две стадии, из которых первая является лимитирующей:
HI + H2O2 HIO + H2O (медленная стадия)
HIO + HI I2 + H2O (быстрая стадия).
Именно первая бимолекулярная медленная стадия, скорость которой описывается кинетическим уравнением второго порядка, определяет скорость всей реакции.
Для экспериментального определения значения константы скорости реакции производят интегрирование дифференциального уравнения скорости реакции (таблица 2). Построив линейную зависимость в соответствующих координатах, по наклону находят значение константы скорости.
Таблица 2 Экспериментальное определение константы скорости реакции разного порядка
Порядок |
Кинетическое уравнение |
Линейная зави-симость |
Наклон |
Размер- ность k |
0 |
kt =[Продукт] |
[Продукт] = f(t) |
k |
|
1 |
kt=ln |
ln = f(t) ln Ct = f(t) lgCt = f(t) |
k
–k –k/2,3 |
c–1
c–1 c–1 |
2 |
kt= |
= f(t) |
k |
|
Примечание: С0 – начальная концентрация реагента; Сt – коцентра-ция реагента к моменту времени t после начала реакции. Для всех трех типов реакций рассмотрены частные случаи, когда происходит превращение только одного вида вещества.